Termodinâmica Aula 8

Os sistemas físicos que encontramos na Natureza consistem em um agregado de um número muito grande de átomos. A matéria está em um dos três estados: sólido, líquido ou gasoso: Nos sólidos, as posições relativas (distância e orientação) dos átomos ou moléculas são fixas. Nos líquidos as distâncias entre as moléculas são fixas, porém sua orientação relativa varia continuamente. Nos gases, as distâncias entre moléculas, são em geral, muito maiores que as dimensões das mesmas. As forças entre as moléculas são de pouca intensidade e se manifestam principalmente no momento no qual se chocam. Por esta razão, os gases são mais fáceis de descrever que os sólidos e que os líquidos. O gás contido em um recipiente, é formado por um número muito grande de moléculas, 6,02·10²³ moléculas em um mol de substância. Quando se tenta descrever um sistema com um número muito grande de partículas se torna difícil, ou melhor impossível descrever o movimento individual de cada componente. Por isto mediremos as grandezas que se referem ao conjunto: volume ocupado por uma massa de gás, pressão que exerce o gás sobre as paredes do recipiente e sua temperatura. Estas quantidades físicas são denominadas macroscópicas, no sentido de que não se referem ao movimento individual de cada partícula, e sim do sistema em seu conjunto.


Denominamos estado de equilíbrio de um sistema quando as variáveis macroscópicas pressão p, volume V, e temperatura T, não variam. O estado de equilíbrio é dinâmico no sentido de que os constituintes do sistema se movem continuamente. O estado de equilíbrio do sistema é representado por um ponto em um diagrama p-V. Podemos levar o sistema desde um estado inicial a outro final através de uma sucessão de estados de equilíbrio. Se denomina equação de estado a relação que existe entre as variáveis p, V, e T. A equação de estado mais simples é a de um gás ideal pV=nRT, descrita pelo cientista francês Paul Clapeyron, onde n representa o número de mols, e R a constante dos gases R=0.082 atm·l/(K mol). Se denomina energia interna do sistema a soma das energias de todas as suas partículas. Em um gás ideal as moléculas somente tem energia cinética, os choques entre as moléculas são supostos perfeitamente elásticos, a energia interna somente depende da temperatura.

Termodinâmica Aula 7

Termoquímica é a parte da Química que trata das trocas de calor que acompanham as reações. As reações químicas podem ser: 

• Exotérmicas: quando a reação ocorre com liberação de calor (de exo: para fora)
• Endotérmicas: quando a reação ocorre com absorção de calor (de endo: para dentro)

Toda substância possui uma quantidade de energia armazenada nas suas ligações. Quando a energia contida nos reagentes é maior que a contida nos produtos, temos uma reação exotérmica pois ocorre liberação de energia. 

Quando a energia contida nos reagentes é menor que a contida nos produtos, temos uma reação endotérmica pois ocorre absorção de energia. 

Essa energia contida nas substâncias recebe o nome de entalpia (H). A variação de entalpia para uma dada reação química é dada por ΔH = HP - HR, onde HP é a soma das entalpias dos produtos, HR é a soma das entalpias dos reagentes.

Quando a reação se realiza a pressão constante o ΔH é chamado de calor de reação. Em Termoquímica é usual se expressar as variações de energia nas reações através de quilocalorias (Kcal). 

A quilocaloria é mil vezes o valor de uma caloria. Uma caloria corresponde a quantidade de calor necessária para se elevar de 14,5ºC para 15,5ºC a temperatura de 1g de água. Outra unidade usual em Termoquímica é o Joule (J). Uma caloria equivale a 4,18 J.